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Profesora: María Fernanda Fuentes Peralta Fuentes

Guía de contenido

“Geometría Molecular y Fuerzas intermoleculares”

Nombre: ______________________________________________Curso: 1° Medio_____ Fecha: __/___/___

Aprendizajes Esperados:

 Distinguir la distribución espacial de las moléculas a partir de las propiedades electrónicas de los átomos constituyentes.

 Describir las fuerzas intermoleculares que permiten mantener unidas diversas moléculas entre sí y con otras especies (iones).

Introducción

“La geometría molecular se refiere a la organización tridimensional de los átomos en las moléculas”

Para predecir la geometría general de una molécula, se utiliza el modelo de la “Teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia” (T.R.P.E.V), el cual postula que la geometría de una molécula puede ser determinada por la forma en que se distribuyen alrededor del átomo central los pares electrónicos de la capa de valencia (electrones enlazantes y solitarios).

Por lo tanto, la T.R.P.E.V. se centra en los grupos de pares de electrones entorno al átomo central de una molécula.

Hay que recordar que los pares de electrones se repelen entre sí, tanto si corresponden a pares de electrones que participan en enlaces (pares enlazantes) como los que no están compartidos (pares solitarios). Los pares de electrones se disponen alrededor de un átomo, buscando orientaciones tales que minimicen las repulsiones entre pares electrónicos. De estas orientaciones resultan las formas geométricas particulares de las moléculas.

Es decir, la geometría molecular preferida es aquella en la cual los pares electrónicos minimizan su repulsión, por lo que la presencia de pares electrónicos no enlazantes en una molécula, significará una deformación de la geometría ideal.

Recuerde que la distribución de los pares de electrones entorno al átomo central se denominará geometría de los grupos de electrones y a la distribución geométrica de los núcleos atómicos, factor determinante de la forma molecular geometría molecular.

Todos los pares de electrones en torno al átomo central ocupan un lugar en el espacio. Sin embargo los pares solitarios repelen en mayor intensidad respecto a los pares enlazantes. Dicha repulsión se traduce en una disminución del ángulo entre ligantes. La fuerza de repulsión disminuirá del siguiente modo:

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Para aplicar esta teoría se recomienda: 1. Identificar el átomo central

2. Dibujar correctamente la estructura de Lewis

3. Contar los grupos de electrones en torno al átomo central y clasificar la molécula según su geometría de grupo.

4. Establecer la notación AXnEm, siendo A átomo central, X átomos enlazados y E pares solitarios en torno

al átomo central.

Colegio San Fernando de Peñalolén Departamento de Ciencias. Sector Química

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n y m son números enteros que indican el n° de átomos enlazantes y el n° de pares libres respectivamente.

5. En función de la notación AXnEm clasificar según geometría molecular en la tabla adjunta.

Ejemplo:

De acuerdo a la estructura de Lewis para el amoníaco, se puede ver que el nitrógeno presenta un par electrónico no enlazante, el cual ejerce repulsión sobre los pares electrónicos enlazantes, logrando disminuir el ángulo entre los átomos de hidrógeno, haciendo que estos se acerquen.

I.

Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres

Considerando la forma general AXnEm , resultan las siguientes geometrías básicas, donde el átomo central se

encuentra sin pares electrónicos no enlazantes o solitarios.

Grupos de electrones

Geometría de grupos

X

E Notación VSEPR

Ángulo

enlace Estructura

Geometría Molecular

Ejemplo E. Lewis Ejemplo

2

Lineal

2 0 AX2E0 180º Lineal

3

Trigonal plana

3 0 AX3E0 120º Trigonal plana

4

Tetraédrica

4 0 AX4E0 109,5º Tetraédrica

5

Bipirámide trigonal

5 0 AX5E0

120º en base y

90º

Bipirámide Trigonal

6

Octaédrica

6 0 AX6E0 90º y

180º Octaédrica

Ejemplo: Determinar la geometría molecular del SiCl4

Para determinar la geometría molecular a través del modelo T.R.P.E.V., se debe establecer en primer lugar, la estructura de Lewis de la molécula de silicio.

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En esta molécula cada átomo cumple con la regla del octeto, el silicio, como átomo central, no tiene pares electrónicos no enlazantes y forma cuatro enlaces covalentes simples con cloro, por lo tanto, el átomo de silicio tiene cuatro pares electrónicos enlazantes.

La notación T.R.P.E.V. es AX4 lo que corresponde a una geometría molecular tetraédrica.

II.

Moléculas en las que el átomo central tiene pares libres

Las moléculas con pares electrónicos solitarios se representan con la fórmula general: AXmEn, donde hay m

ligantes (X) y n pares solitarios (E), se obtienen geometrías que se derivan de las anteriores.

Grupos de electrones

Geometría de grupos

X

E Notación VSEPR

Ángulo

enlace Estructura

Geometría Molecular

Ejemplo E. Lewis Ejemplo

3

Trigonal plana

2 1 AX2E1

Menor que 120º

Angular

4

Tetraédrica 3 1 AX3E1 107º Piramidal

2 2 AX2E2 104,9º Angular

5

Bipirámide trigonal

4 1 AX4E1

Menos de 90º y menos de 120º Tetraedro distorsionado (o balancín)

3 2 AX3E2 Menos

de 90º Forma de T

2 3 AX2E3 180º Lineal

6

Octaédrica 5 1 AX5E1 Menos de 90º

Pirámide de base cuadrada

4 2 AX4E2 90º Cuadrado plano

Por ejemplo:Si comparamos los ángulos de enlace en las moléculas de CH4, NH3 y H2O, podemos ver lo

siguiente:

La presencia de un par electrónico no enlazante en el NH3 significa una reducción del ángulo tetraédrico de

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Uso del modelo T.R.P.E.V. para predecir la forma de una molécula

Ejemplo 1: Prediga la geometría molecular del BrF5

En primer lugar, dibujar la estructura de Lewis para el BrF5, con la finalidad de determinar que el átomo de

bromo es el átomo central y presenta seis nubes electrónicas (5 pares electrónicos enlazantes y uno no enlazante).

Seis nubes electrónicas implican un arreglo en forma de octaedro: cinco átomos unidos y un par solitario le dan al BrF5 la forma de una pirámide cuadrangular.

Ejemplo 2: Determinar la geometría del CH2CH2

En total la molécula tiene 12 electrones de valencia, cada carbono aporta cuatro y cada hidrógeno un electrón de valencia, por lo que su estructura de Lewis es:

Hay que recordar que el átomo del carbono tiene la capacidad de formar enlaces simples, dobles y triples C – C. En cada caso, los carbonos enlazados adquieren una geometría específica, las cuales se presentan en el

siguiente cuadro:

Tipo de enlace Geometría Ángulo

Enlace simple C - C Tetraédrica 109,5°

Enlace doble C=C Trigonal plana 120°

Enlace triple C Ξ C Lineal 180°

De acuerdo a la información anterior, entonces la molécula de CH2CH2 presenta geometría trigonal plana. Ejercicios

I.- Prediga cuál es la geometría molecular para las siguientes especies:

1.- PH3 2.- CS2 3.- SO3 4.- CO2

5.- HCOOH 6.- NO2 7.- O3 8.- H2S

Fuerzas Intermoleculares

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Existen cuatro tipos de fuerzas de atracción entre moléculas neutras estas son:  Fuerzas dipolo – dipolo

 Fuerzas ion – dipolo

 Fuerzas de dispersión de London  Fuerzas de puentes de hidrógeno

Fuerzas dipolo – dipolo

Este tipo de interacciones se establece entre moléculas covalentes polares. Esto ocurre debido a la atracción que se produce entre la carga positiva(+) del átomo de una molécula y la carga negativa (-) del átomo de la otra molécula. Este tipo de fuerzas solo es efectiva a distancias muy cortas entre moléculas, ya que varía inversamente con la distancia, es decir, entre más alejadas las moléculas, menos será la fuerza de atracción de las fuerza dipolo- dipolo y viceversa

Fuerzas ion – dipolo

Se produce entre un ion y la carga parcial de un extremo de una molécula polar neutra que posee un momento dipolar permanente. Las moléculas polares son dipolos, es decir tienen un extremo positivo y uno negativo. Los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo y los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo. Este tipo de fuerza tiene especial importancia en las disoluciones de sustancias iónicas en líquidos polares. Como por ejemplo agua con sal (cloruro de sodio NaCl).

Cuando un compuesto iónico se disuelve en un disolvente polar, las moléculas del disolvente se ordenan de manera que su parte positiva se coloca en torno al ión negativo, y viceversa.

Fuerza de dispersión de London

Estas fuerzas están presentes en sustancias apolares, como SO3 y CO2 y en especies monoatómicas como los

gases nobles.

Debe existir un tipo de interacción entre moléculas no polares (apolares).Debido a esto las moléculas apolares de los gases pueden licuarse.

Si se tiene una molécula apolar, los electrones de esta se encontrarán atraídos de igual manera por ambos núcleos, es decir, serán compartidos de igual forma. Sin embargo, en algún momento, los electrones se pueden ubicar en un extremo de la molécula y, en otro momento se podrán ubicar en otro extremo. Debido a que los electrones están en constante movimiento, se originan DIPOLOS momentáneos, los que atraerán a las moléculas cercanas.

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Fuerza de puentes de hidrógeno

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